Polaridade, Interações Intermoleculares e Funçoes Organicas

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POLARIDADE, INTERAÇÕES INTERMOLECULARES E FUNÇÕES ORGÂNICAS
LACERDA, Rízia M. A.
POLARIDADE
A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares e apolares. Pode-se dizer então que polaridade é a capacidade que as ligações possuem de atrair cargas elétricas, e o local onde ocorre este acúmulo denominamos de pólos, estes se classificam em pólos negativos ou positivos.
 
O cátion Na possui pólo (+) que atrai partículas (-).
Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração de positiva em outro extremo. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração.
A concentração de cargas (em moléculas polares) ocorre quando os elementos ligantes possuem uma diferença de eletronegatividade. Essa diferença significa que um dos átomos (o que tem maior eletronegatividade) atrai os elétrons da nuvem com maior força, o que faz concentrar nele a maior parte das cargas negativas.
As ligações de dois átomos diferentes normalmente resultam em polarização (moléculas polares), já que os átomos possuirão eletronegatividades diferentes, como H2O, NH3 ou HF, embora, dependendo da distribuição dos átomos pela molécula, essas ligações possam não resultar em polarização, como é o caso do CO2 e do CH4.
A eletronegatividade varia da esquerda para direita e de baixo para cima na tabela periódica. A ligação de dois átomos iguais resulta em moléculas apolares. Ex. O2 , N2, Cl2. Mas não é necessário serem dois átomos iguais para haver apolaridade, como, por exemplo, ocorre com os compostos alcanos. 
A ligação iônica possui transferência de elétrons que é definitiva e por isso os compostos iônicos, como o próprio nome já diz, são carregados de cargas positivas e negativas e, portanto, apresentam pólos. A esta definição se aplica a regra: 
toda ligação iônica é uma ligação polar.
Já a ligação covalente os pólos estão associados à eletronegatividade. Se a ligação covalente for entre átomos de mesma eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não ocorre formação de pólos. Exemplo:
Br ─ Br
Como se trata da ligação entre elementos iguais (Bromo) e com mesma eletronegatividade, o composto se classifica como apolar. Agora, se a ligação covalente for entre átomos com eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor do elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos na molécula. A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo: 
A eletronegatividade é crescente no sentido da seta. Temos um memorando que pode auxiliar na memorização desta escala: 
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o Hospital”.
As letras em destaque representam os elementos em escala decrescente de eletronegatividade. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior será a polaridade da ligação.
Para saber se a molécula é polar ou apolar, a dúvida pode ser desfeita através do cálculo no nox das partículas.
II . INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
As interações intermoleculares surgem devido às forças intermoleculares, que são essencialmente de natureza elétrica, e fazem com que uma molécula influencie o comportamento de outra molécula em suas proximidades. Estas forças são responsáveis pelo desvio do comportamento ideal dos gases, e são mais efetivas nas fases líquida e sólida da matéria. Uma vez que estas forças intermoleculares se originam do contato não reativo entre duas moléculas, é natural pensarmos que as forças intermoleculares tenham um comportamento que varie com o inverso da distância de separação entre as moléculas interagentes, isto é, as interações serão mais fortes para pequenas distâncias de separação entre as moléculas. Tal fato faz com que as interações intermoleculares possam ser agrupadas em interações de curto alcance (aquelas que atuam a pequenas distâncias de separação intermolecular) e interações de longo alcance, que atuam a grandes distâncias de separação intermolecular.
A formação de um complexo intermolecular (espécie formada pela interação entre duas moléculas), onde: uma molécula A interage com uma molécula B, produzindo a espécie A-B, como é exemplificado na figura abaixo.
Formação de um complexo intermolecular entre duas moléculas de benzeno.
Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.
Pontes de Hidrogênio: Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.
	
Flúor
H  +  Oxigênio
Nitrogênio
 
É característico em moléculas polares. Podem ser encontrados no estado sólido e liquido. É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. Exemplos: H2O, HF, NH3.
Uma conseqüência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. A figura abaixo representa ligações de hidrogênio na água:
Ligações de Hidrogênio na água: Na água em estado sólido, as ligações de hidrogênio provocam um arranjo cristalino que acaba por levar as moléculas a ocuparem um espaço maior do que ocupam no estado líquido.
Conseqüentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.
Dipolo-Dipolo: Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar. Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio. Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo. Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. Assim: 
Interação Dipolo-dipolo
Alguns exemplo de compostos polares em que ocorre interação dipolo-dipolo: HCl, HBr, HI, H2S, CO, SO2.
Forças de London: Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals. É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso. São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo. 
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London. Alguns exemplos: Cl2, CO2, H2.
Interação de London
O quadro abaixo é uma resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações:
	Tipo de substância
	Metálica
	IônicaCovalente polar
	Covalente apolar
	Partícula
	Átomos e cátions
	Íons
	Moléculas
	Moléculas
	Atração entre as partículas
	Por “elétrons livres”
	Atração eletrostática
	Pontes de hidrogênio ou dipolo-dipolo
	 
Van der Waals
	Estado físico
	Sólido (exceto Hg)
	Sólido
	Líquido
	Gasoso 
	PF e PE
	Alto
	Alto
	Baixo
	Muito baixo
	Condutividade elétrica
	Alta (sólidos e líquidos), sem atração da substância
	Alta (fundidos ou em solução)
	Praticamente nula quando pura. Condutora quando em solução
	 
Nula
	Solubilidade em solventes comuns
	
Insolúvel
	Solúvel em solvente polar
	Solúvel em solvente polar
	Solúvel em solvente apolar
	Dureza
	Dura, mas maleável e dúctil
	Dura, porém quebradiça
	
-
	 
- 
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente polar dissolve substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem sempre esta regra está correta. A água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver o álcool etílico, que é apolar.
III. FUNÇÕES ORGÂNICAS
	Agrupa-se em uma função química os compostos que apresentam propriedades químicas semelhantes. Na química orgânica, chamamos a este agrupamento de elementos químicos com propriedades e características semelhantes de função orgânica. Os compostos orgânicos se diferenciam dos inorgânicos por apresentarem átomos de carbono distribuídos em cadeias e/ou átomos de carbono ligados diretamente a hidrogênio. Assim, o metano (CH4) é um composto orgânico, mas o ácido carbônico (H2CO3) não.
As moléculas orgânicas podem ser sintetizadas por organismos vivos (sendo assim, naturais) ou em laboratório (artificiais). Entretanto, a definição inicial da química orgânica baseava-se na condição de que apenas seres vivos podiam produzi-las: sendo essa teoria derrubada pelo químico Friedrich Wöhler através da síntese artificial de uréia (orgânica) a partir de cianato de amônio (inorgânico).
Os compostos orgânicos podem ser classificados conforme os átomos constituintes, radicais ligantes e natureza das ligações. Na química orgânica, o número de funções químicas é enorme, por isso, elencamos abaixo apenas algumas das principais delas.
Hidrocarbonetos: São compostos constituídos unicamente por átomos de carbono e hidrogênio. Podem ser subdivididos em alcanos, alcenos, alcinos, alcadienos, ciclanos, ciclenos e aromáticos, mas essas especificações serão vistas com mais detalhe no tópico sobre os hidrocarbonetos. Confira! Entre os hidrocarbonetos encontramos uma ampla gama de combustíveis. Exemplo:
Alcóois: São compostos constituídos por radicais de hidrocarbonetos ligados a uma ou mais hidroxilas (OH). Exemplo: 
Fenóis: São constituídos por radicais de hidrocarbonetos aromáticos ligados a uma ou mais hidroxila (OH). Exemplo:
Éteres: São formados por um átomo de oxigênio entre duas cadeias de hidrocarbonetos. Exemplo:
Ésteres: São semelhantes aos éteres, mas, além do oxigênio entre as cadeias, também possuem um grupo carbonilo (CO). Dessa forma, sua fórmula geral será composta de: radical – carbonilo – oxigênio – radical, sendo este radical um hidrocarboneto. Exemplo:
Aldeídos: São compostos que apresentam o grupo aldoxila ou formila (HCO) na ponta de uma cadeia carbônica. Exemplo: 
Cetonas: São compostos que apresentam o grupo funcional carbonila (CO) entre átomos de carbono. Exemplo:
Ácidos Carboxílicos: São compostos que apresentam pelo menos um grupo funcional carboxila (COOH). Exemplo:
Aminas: Trata-se de uma função orgânica nitrogenada. São compostos derivados da amônia. Podem ser de três tipos: primárias, secundárias e terciárias, mas isto veremos com mais detalhe em tópico exclusivo sobre as aminas, por enquanto ficaremos apenas em termos gerais. Exemplo:
Amidas: Também é uma função orgânica nitrogenada. As amidas são parecidas com as aminas, mas, além da ligação com átomos de nitrogênio, há também a presença de um grupo carbonilo (CO). Exemplo:
Derivados Halogenados: São compostos que derivam dos hidrocarbonetos por substituição de um hidrogênio por um elemento halogênico (F, Cl, Br, I). A esta reação de substituição do hidrogênio, chamamos “halogenação”. Exemplo:
Nitrilos ou cianetos orgânicos: São compostos derivados do ácido cianídrico (HCN) pela substituição do hidrogênio por um radical derivado de hidrocarboneto. Exemplo:
REFERÊNCIAS:
BARLETTE, V.E. e FREITAS, L.C.G. Termodinâmica estatística de líquidos com o método de Monte Carlo. I. Metodologia. Química Nova, v. 22, n. 2, p. 254, 1999.
FREITAS, L.C.G. e BOTELHO, L.F. Cálculo de propriedades termodinâmicas de líquidos via simulação computacional.Química Nova, v. 17, n. 6, p. 489, 1994.
ROCHA, Willian R. Interações Moleculares. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola. Nº 4 – Maio de 2001. Acesso em: 21 maio 2014. 
NELSON, D. L.; COX, M. M. Lehninger: Princípios de Bioquímica. 3ed. São Paulo: Saraiva, 2002.